2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.

Энтальпия — является функцией состояния. это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Обозначается H. с внутренней энергией U системы Э. связана соотношением

H = U + pV

Равновесному состоянию системы в условиях постоянства S и р соответствует минимальное значение Энтальпии.

ΔH = H₂ − H₁

ΔH > 0 – реакция эндотермическая, ΔH < 0- реакция экзотермическая.

Термодинамика наука о наиболее общих свойствах макроскопических систем, находящихся в состоянии термодинамического равновесия, и о процессах перехода между этими состояниями.

Первый закон термодинамики - Изменение внутренней энергии системы при ее переходе из одного состояния в другое равно сумме количества теплоты, подведенного к системе извне, и работы внешних сил, действующих на нее:

ТЕРМОХИМИЯ, раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физико-химических параметров. 

Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон, сформулированный Г. И. Гессом «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Следствия:

1) Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования  продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты

2) Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты

3. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.

Водоро́дный показа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Нейтральная	[H+]=[OH-];	[H+] =10-7	pH = 7
Кислая среда	[H+]>[OH-];	[H+] >10-7	pH < 7
Основная среда	[H+]=[OH-];	[H+] =10-7	pH > 7

Индикаторы - химические вещества, изменяющие окраску или образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в растворе.Различают индикаторы обратимые и необратимые. Изменение окраски первых при изменении состояния системы может быть повторено многократно. Необратимые индикаторы подвергаются необратимым химическим превращениям. Индикаторы применяют чаще всего для установления конца какой-либо химической реакции, главным образом конечной точки титрования.

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолофталеин Лакмус	Красный(pH<3,1 ) Красный (pH<4,2) Бесцветный (pH<8) Красный (pH<5)	Оранжевый (3,1<pH<4,4) Оранжевый (4,2<ph<6,3) Бледно-малиновый (8<pH<9,8) Фиолетовый (5<pH<8)	Желтый (ph>4,4) Желтый (pH>6,3 ) Малиновый (pH>9,8) Синий (pH>8)

КИСЛOТНО-ОСНOВНОЕ ТИТРОВАНИЕ , метод определения оснований и к-т при их нейтрализации р-ром соотв. к-ты или основания.

Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН₃СООН и CH₃COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH₃ и NH₄CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

БИЛЕТ 26